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高中化学人教版必修1最拿分考点系列--考点3 氧化还原反应规律及应用

※基本信息※
- 资料类型：一课一练
- 教材版本：不限
- 适用学校：不限
- 所需点数：1点
- 资料来源：收集
- 资料作者：
- 资料大小：88.25KB
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- 资料审核：
- 下载次数：46
- 更新时间：2017-12-09 15:51:17
- 上传时间：2017-12-09 15:51:41
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※资料简介※
考点3 氧化还原反应规律及应用
【考点定位】本考点考查氧化还原反应规律及应用，明确氧化还原反应的基本规律，能准确配平氧化还原反应化学方程式或离子方程式，灵活应用守恒规律解氧化还原反应的基本计算。
【精确解读】
一、氧化性、还原性强弱规律
1．氧化性、还原性的判断
（1）氧化性是指得电子的性质(或能力)；还原性是指失电子的性质(或能力)。
（2）氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的数目无关。如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
从元素的价态考虑：最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等；最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl－、S2－等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe2＋、S、Cl2等。
2．氧化性、还原性强弱的比较方法
（1）根据化学方程式判断
氧化剂(氧化性)＋还原剂(还原性)===还原产物＋氧化产物
氧化性：氧化剂＞氧化产物；
还原性：还原剂＞还原产物。
（2）根据反应条件和产物价态高低进行判断
　　①与同一物质反应，一般越易进行，则其氧化性或还原性就越强。如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水反应，Al与水加热反应也不明显，所以还原性：Na＞Mg＞Al；非金属单质F2、Cl2、Br2、I2与H2反应，F2与H2暗处剧烈反应并爆炸，Cl2与H2光照剧烈反应并爆炸，Br2与H2加热到500 ℃才能发生反应，I2与H2在不断加热的条件下才缓慢发生反应，且为可逆反应，故氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
　　②当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态相同，可根据反应条件的高低进行判断：一般条件越低，氧化剂的氧化性越强，如：MnO2＋4HCl(浓)=====△MnCl2＋Cl2↑＋2H2O,2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，由上述反应条件的不同，可判断氧化性：KMnO4＞MnO2。
　　当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如果氧化产物价态不相同，可根据氧化产物的价态高低进行判断：氧化产物的价态越高，则氧化剂的氧化性越强，如：2Fe＋3Cl2=====点燃2FeCl3，Fe＋S=====△FeS，则氧化性：Cl2＞S。
二、氧化还原反应三条规律的应用
1．反应先后规律的思维模型
　　同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原性最强的物质；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还原的是氧化性最强的物质。
2．价态归中规律思维模型
　　含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交”。
　　例如，不同价态硫之间可以发生的氧化还原反应是
　　
　　注意　⑤中不会出现H2S转化为SO2而H2SO4转化为S的情况。
3．歧化反应规律思维模型
　　“中间价―→高价＋低价”。
　　具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
三、氧化还原反应方程式的配平方法
　　氧化还原反应的实质是反应过程中发生了电子转移，而氧化剂得电子总数(或元素化合价降低总数)必然等于还原剂失电子总数(或元素化合价升高总数)，根据这一原则可以对氧化还原反应的化学方程式进行配平。
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